För buffertregionen i detta, varför hindrar det pH från att öka?
I början:
$$ \ ce {CH3COOH + NaOH – > CH3COONa + H2O} $$
Vilket innebär att det kommer att finnas en hög mängd salt i lösningen, men varför hindrar detta pH från att stiga? Jag trodde att det faktiskt skulle få det att stiga ytterligare när det avskiljda saltet reagerar med vatten för att bilda $ \ ce {OH -} $?
Vad reagerar med $ \ ce {OH -} $ in lösning, som inte finns där ändå? Eftersom syran behövs med en buffertlösning ($ \ ce {CH3COOH + OH- – > CH3COO- + H2O} $).
syrakoncentrationen har inte ökats?
Eller är närvaron av det dissocierade saltet: $ \ ce {CH3COONa (aq) – > CH3COO- + Na +} $
Orsakar syran att reformeras: $ \ ce {CH3COO- + H2O – > CH3COOH + OH -} $ < < < men det finns mer $ \ ce {OH -} $ !!
Visst $ \ ce {Na +} $ kommer inte att reagera med $ \ ce {OH -} $, eftersom den kommer att dissociera i vattnet.
Kommentarer
- Om inte ett duplikat är det relaterat till Anledningen till den branta pH-höjningen i syrabas-titreringskurvan
Svar
Svaren på den länkade frågan var för långa för mig, så jag försöker sammanfatta snabbt.
Ekvationen som berättar allt du behöver vet är Henderson-Hasselbalch-ekvationen:
$$ \ mathrm {pH} = \ mathrm {p} K _ {\ mathrm a} – \ log \ frac {\ ce {[A -]}} { \ ce {[HA]}} $$
Här är $ \ ce {HA} $ en svag syra och dess konjugatbas är också svag. Men vi kan också föreställa oss en svag bas med en svag konjugatsyra. Magiken händer när du ”har halv neutraliserat en svag syra eller bas, vilket skapar en blandning av en svag syra och en svag bas. Fraktionen till höger är ganska nära 1 (i en storleksordning, låt oss säga).
När du tillsätter mer syra kan den svaga basen neutralisera den. När du lägger till mer bas kan den svaga syran neutralisera den. Om man antar att dessa mängder är ganska små ändras inte logaritmen för fraktionen till höger så mycket, så lösningens totala pH-värde förändras inte mycket. Till exempel förändras fraktionen på direkt med en faktor 10 påverkar bara pH-värdet med $ \ pm 1 $.
Naturligtvis, om du tillsätter tillräckligt med syra eller bas för att neutralisera (eller nära neutralisera) en av buffertkomponenterna, då bufferten slutar fungera. Detta är också när fraktionen blir väldigt stor eller går till noll och till och med logaritmen inte kan ändra det.
Svar
I början av titreringen har du $ \ ce {CH3COOH} $ – eller så tror du kanske! Egentligen har du en jämvikt mellan vatten och ättiksyra som visas i ekvation $ (1) $.
$$ \ ce {CH3COOH + H2O < < = > CH3COO- + H3O +} \ tag {1} $$
Denna jämvikt flyttas kraftigt åt vänster eftersom hydronium ($ \ mathrm pK_ \ mathrm a = 0 $) är en mycket stark syra medan ättiksyra ($ \ mathrm pK_ \ mathrm a = 4,76 $) är ganska svag. Det som följer härifrån är i grund och botten jämviktskemi: när du lägger till hydroxidjoner finns det en stor tendens att dessa rekombineras med hydronjoner som i ekvation $ (2) $ för att bilda vatten. Således flyttas jämvikten i ekvation $ (1) $ långsamt åt höger när mer och mer hydroxid tillsätts, vilket formellt konsumerar ättiksyra. Eftersom jämvikten $ (1) $ fortfarande är i jämvikt ändras inte koncentrationen av $ \ ce {H3O +} $ så mycket.
$$ \ ce {H3O + + OH- < = > > 2 H2O} \ tag {2} $$
Mot i slutet av titreringen blir koncentrationen av ättiksyra ($ \ ce {CH3COOH} $) mycket låg, vilket innebär att det finns färre molekyler att donera protoner till vatten för att upprätthålla jämvikten. Därför börjar $ \ mathrm {pH} $ -värdet stiga mycket snabbare än tidigare – som du förväntar dig av titreringen av en stark syra med en stark bas. Kurvens vändpunkt är ekvivalenspunkten, precis där mängden tillsatt hydroxid matchar mängden ättiksyra som ursprungligen var närvarande.